Разделы презентаций

Презентация на тему Скорость химических реакций. Лекция 5

Содержание

Гомогенные реакции N2(г) + O2(г) = 2NO(г) Гетерогенные реакции Zn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + Н2(г)
Скорость химических реакций Гомогенные реакции N2(г) + O2(г) = 2NO(г) Гетерогенные реакции Zn(тв) + 2HCl(ж) = Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу времени. ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ: природа реагирующих веществ, их концентрации, характер Влияние природы реагирующих веществ NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + Зависимость скорости реакции от концентрации. З-н действия масс (1867, Гильдберг, Вааге) nА + mВ Примеры. V = k[A]n[В]m Fe2O3 (к) + 3H2 (г) = 2Fe + 3H2O (г) Зависимость скорости реакции от температуры Правило Вант-Гоффа Vt1 и Vt2 – Пример. Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 10 до 40оС, Теория активации Аррениуса Н2 + I2 ⇄ 2HI H I H … I H Е1а – энергия активации обратимой реакции Е1а – Еа = ΔН, где ΔН – тепловой А – постоянный множитель, не зависящий от температуры; Еа – энергия активации; R – гомогенный катализ гетерогенный катализ 2H2O2 Влияние катализатора на скорость химической реакции 2H2O + А + B → AB Еа1 A + К → AК AК + 0,5O2 + NO = NO2 NO2 + SO2 = SO3 + NO Пример. SO2 + Механизм химических реакций простые (молекулярные) реакции Еа = 120 – 440 ионные реакции Cl– + Ag+ = AgCl↓ радикальные (цепные) реакции Химическое равновесие 3H2 + N2 ⇄ 2NH3 CO+H2 ⇄CO2+H2O → прямая реакция аА + вВ сС + dD = [A]a [B]b = Принцип Ле Шателье-Брауна (1884) Исходное состояние V1=V2 C1, С2, С3 Промежуточное состояние V’1>V’2 или V’1 Влияние концентрации Для прямой экзотермической реакции ΔHо < 0 При ↑ t равновесие смещается Для прямой эндотермической реакций ΔHо > 0 При ↑ t смещение равновесия Влияние давления 3H2(г) + N2(г) ⇄2NH3(г) 4 моля газа 2 моля газа При ↑ P СаСО3(к) ⇄ СаО(к) + СО2(г) = Р равновесие смещается → ↑ Пример. В каком направлении должно смещаться равновесие реакции: N2O4 (г) 2NO2 (г), Пример. Каким образом можно усилить или ослабить степень гидролиза карбоната натрия, если процесс гидролиза
Слайды и текст этой презентации

Слайд 1 Скорость химических реакций

Скорость химических реакций

Слайд 2 Гомогенные реакции

N2(г) + O2(г) = 2NO(г)
Гетерогенные реакции

Zn(тв) +

Гомогенные реакцииN2(г) + O2(г) = 2NO(г)Гетерогенные реакцииZn(тв) + 2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + Н2(г)

2HCl(ж) = ZnCl2(ж) + Н2(г)

Слайд 3 Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов

Скорость химической реакции – это изменение концентраций реагентов или продуктов реакций в единицу времени. Для

или продуктов реакций в единицу времени.

Для реакции:

аА + bВ → cС + dD


«–» расчет по концентрации

исходных веществ
Δс < 0
«+» расчет по концентрации продуктов Δс > 0

Слайд 4 ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ:
природа реагирующих

ФАКТОРЫ, ВЛИЯЮЩИЕ НА СКОРОСТЬ ХИМИЧЕСКИХ РЕАКЦИЙ: природа реагирующих веществ, их концентрации, характер реакции (гомогенная или

веществ,
их концентрации,
характер реакции (гомогенная или гетерогенная реакции),


давление (для реакций протекающих в газовой среде),
температура,
облучение,
катализаторы,

площадь поверхности раздела фаз (для гетерогенных реакций),
перемешивание.

Слайд 5 Влияние природы реагирующих веществ

NaCl

Влияние природы реагирующих веществ NaCl + AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

+ AgNO3 = AgCl↓ + NaNO3

Cl– + Ag+ = AgCl↓

H2

+ F2 = 2HF – протекает очень быстро, со взрывом при комнатной t.

H2 + Br2 = 2HBr – протекает медленно, даже при нагревании.

Слайд 6 Зависимость скорости реакции от концентрации.
З-н действия масс
(1867, Гильдберг,

Зависимость скорости реакции от концентрации.З-н действия масс(1867, Гильдберг, Вааге) nА + mВ → cС + dDV

Вааге)

nА + mВ → cС + dD

V = k[A]n[B]m
k

– константа скорости реакции;
[A] и [B] – концентрации исходных

веществ А и В.

Слайд 7 Примеры.
V = k[A]n[В]m
Fe2O3 (к) + 3H2 (г) =

Примеры.V = k[A]n[В]mFe2O3 (к) + 3H2 (г) = 2Fe + 3H2O (г)

2Fe + 3H2O (г)


V = k[H2]3
N2 (г) + 3H2 (г) = 2NH3

(г)

V = k[N2][H2]3

Если [A] = [B] = 1 моль/л, то k = V

Слайд 8 Зависимость скорости реакции от температуры

Зависимость скорости реакции от температуры Правило Вант-Гоффа Vt1 и Vt2 – скорость реакции при температуре

Правило Вант-Гоффа
Vt1 и Vt2 – скорость реакции при температуре

t1 и t2 (t2 > t1);
γ – температурный коэффициент

скорости реакции.

Слайд 9 Пример.
Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при

Пример.Во сколько раз увеличится скорость химической реакции при повышении температуры от 10 до 40оС, если

повышении температуры от 10 до 40оС, если γ =

3.
Решение:

Слайд 10 Теория активации Аррениуса
Н2 + I2 ⇄ 2HI
H

Теория активации АррениусаН2 + I2 ⇄ 2HIH I H … I H − I | +

I H … I H − I
|

+ | ⇄ ⇄
H

I H … I H − I
AK

Слайд 11 Е1а – энергия активации обратимой реакции
Е1а – Еа

Е1а – энергия активации обратимой реакцииЕ1а – Еа = ΔН, где ΔН – тепловой эффект реакции

= ΔН, где ΔН – тепловой эффект реакции

Слайд 12 А – постоянный множитель, не зависящий от температуры;

А – постоянный множитель, не зависящий от температуры; Еа – энергия активации;R – универсальная газовая


Еа – энергия активации;
R – универсальная газовая постоянная.
Формула Аррениуса

Слайд 13 гомогенный катализ
гетерогенный катализ
2H2O2
Влияние катализатора на скорость химической

гомогенный катализгетерогенный катализ2H2O2 Влияние катализатора на скорость химической реакции 2H2O + O2

реакции
2H2O + O2

Слайд 14 А + B → AB Еа1
A

А + B → AB Еа1A + К → AКAК + B → AB

+ К → AК
AК + B → AB +

К
А + B → AB Еа2
Еа1 > Еа2

Слайд 15 0,5O2 + NO = NO2
NO2 + SO2 =

0,5O2 + NO = NO2NO2 + SO2 = SO3 + NOПример.SO2 + 0,5O2 = SO3NO

SO3 + NO
Пример.
SO2 + 0,5O2 = SO3
NO

Слайд 16 Механизм химических реакций

простые (молекулярные) реакции

Механизм химических реакций простые (молекулярные) реакции Еа = 120 – 440 кДж/мольОдномолекулярная (мономолекулярная) СаСО3

Еа = 120 – 440 кДж/моль

Одномолекулярная (мономолекулярная)
СаСО3

→ СаО + СО2
Двухмолекулярная (бимолекулярная) 2HI →

H2 + I2
Трехмолекулярная (тримолекулярная) 2NO + H2 → NO2 + H2O

Слайд 17 ионные реакции

ионные реакции Cl– + Ag+ = AgCl↓ Еакт

Cl– + Ag+ = AgCl↓



Еакт = 0 – 80

кДж/моль

Слайд 18 радикальные (цепные) реакции


радикальные (цепные) реакции

Слайд 19 Химическое равновесие
3H2 + N2 ⇄ 2NH3
CO+H2 ⇄CO2+H2O
→

Химическое равновесие3H2 + N2 ⇄ 2NH3CO+H2 ⇄CO2+H2O→ прямая реакция

прямая реакция


← обратная реакция


Обратимые реакции

Необратимые реакции
BaCl2 + H2SO4 → BaSO4↓ + 2HCl

Слайд 20 аА + вВ
сС + dD

=

аА + вВ сС + dD = [A]a [B]b= [C]c [D]dВ условиях равновесия (помнить, что


[A]a [B]b
=
[C]c [D]d
В условиях равновесия
(помнить, что ΔrG=0)


=
и
[A]a [B]b =
[C]c [D]d

Слайд 21

Слайд 22
Принцип Ле Шателье-Брауна (1884)
Исходное состояние
V1=V2
C1, С2, С3
Промежуточное состояние
V’1>V’2
или

Принцип Ле Шателье-Брауна (1884)Исходное состояниеV1=V2C1, С2, С3Промежуточное состояниеV’1>V’2или V’1

V’1

Слайд 23 Влияние концентрации

Влияние концентрации оксихлорид висмута+H2O равновесие смещается →

оксихлорид

висмута
+H2O равновесие смещается → (образуется BiOCl)


2) +HCl

смещение равновесия ← (образуется BiCl3)

BiOCl + 2HCl

BiCl3 + H2O

Слайд 24
Для прямой экзотермической реакции ΔHо < 0

При ↑

Для прямой экзотермической реакции ΔHо < 0При ↑ t равновесие смещается ←При ↓ t смещение

t равновесие смещается ←
При ↓ t смещение

равновесия →

ΔrΗпрям = –92 кДж/моль
Прямая реакция экзотермическая
Влияние

температуры

3H2 + N2 ⇄ 2NH3

Слайд 25
Для прямой эндотермической реакций ΔHо > 0

При ↑

Для прямой эндотермической реакций ΔHо > 0При ↑ t смещение равновесия →При ↓ t равновесие

t смещение равновесия →
При ↓ t равновесие смещается

←

Слайд 26 Влияние давления
3H2(г) + N2(г) ⇄2NH3(г)

4 моля газа 2 моля

Влияние давления3H2(г) + N2(г) ⇄2NH3(г)4 моля газа 2 моля газаПри ↑ P смещение равновесия →При ↓

газа
При ↑ P смещение равновесия →

При ↓ P

равновесие смещается ←

V1 > V2

Слайд 27 СаСО3(к) ⇄ СаО(к) + СО2(г)
=
Р
равновесие

СаСО3(к) ⇄ СаО(к) + СО2(г)= Рравновесие смещается → ↑ Р [СО2] смещение равновесия ←

смещается →
↑ Р
[СО2] смещение равновесия ←

Слайд 28 Пример.
В каком направлении должно смещаться равновесие реакции:
N2O4

Пример. В каком направлении должно смещаться равновесие реакции:N2O4 (г) 2NO2 (г), При:а) добавлении N2O4;б) удалении

(г)
2NO2 (г),
При:
а) добавлении N2O4;
б) удалении NO2;
в)

повышении давления;
г) увеличении объема;
д) понижении температуры.
ΔHо > 0

Слайд 29 Пример.
Каким образом можно усилить или ослабить степень

Пример. Каким образом можно усилить или ослабить степень гидролиза карбоната натрия, если процесс гидролиза является

гидролиза карбоната натрия, если процесс гидролиза является эндотермической реакцией?
Решение:
Na2CO3+H2O⇄NaHCO3+NaOH;

ΔrHo298>0.
1). Действие температуры:
а). увеличение температуры системы приведет к усилению степени

гидролиза (карбонат натрия сохранится в растворе в меньшей степени);
б). уменьшение температуры уменьшит степень гидролиза (исходная соль будет в большей сохранности).
2). Действие концентрации веществ:
а). подщелачивание раствора ослабит степень гидролиза (смещение равновесия влево);
б). подкисление раствора усилит степень гидролиза.
  • Имя файла: skorost-himicheskih-reaktsiy-lektsiya-5.pptx
  • Количество просмотров: 53
  • Количество скачиваний: 1
- Предыдущая Конституционное право Федеративной Республики Германии
Следующая - Компетентностный подход к разработке образовательных программ

Похожие презентации

Свойства воды. Гидросфера Свойства воды. Гидросфера 55
Закон минимума Либиха. Ограничивающий фактор Закон минимума Либиха. Ограничивающий фактор 106
Галогены в природе. Хлор, бром, иод Галогены в природе. Хлор, бром, иод 72
Положение металлов в Периодической системе Положение металлов в Периодической системе 5
Методы анализа. Классификация методов анализа Методы анализа. Классификация методов анализа 107
Атомно-молекулярное учение. (Лекция 1) Атомно-молекулярное учение. (Лекция 1) 63

Обратная связь

Email: Нажмите что бы посмотреть 

Для правообладателей